5. Вычисление тепловых эффектов. Стандартная теплота (энтальпия) образования. Закон Гесса. Следствие из закона. Изменение энтальпии при химических реакциях и фазовых переходах.

Вычисление тепловых эффектов –

Стандартная теплота (энтальпия) образования – если в уравнении реакции указывают тепловой эффект и агрегатное состояние веществ, его называют термохимическим.

Значение теплового эффекта дается для веществ в данных агрегатных состояниях с учетом тех коэфицентов, которые даны в уравнении.

Закон Гесса- Энергетический эффект реакции зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Следствие из закона:

Данная формула является первым следствием закона Гесса.

Второе следствие: Энтальпия кругового процесса = 0.

Третье следствие: Тепловой эффект реакции = разности энергии связи продуктов и энергии связи исходных веществ.

Изменение энтальпии при химических реакциях и фазовых переходах –

Энтальпийный фактор является одним из критериев направленности процессов в термодинамике.

Как правило, самопроизвольные процессы идут с выделением энергии.

Но в природе идет множество процессов с поглощением энергии.

5. Энтропия и ее изменение при химических реакциях. Самопроизвольные процессы. Второй закон термодинамики для изолированных систем. Факторы, от которых зависит энтропия (S). Третий закон термодинамики (постулат Планка). Вычисление изменения энтропии (ΔS) в химических реакциях.

Энтропия и ее изменение при химических реакциях – Энтропия (S) является еще одним критерием направленности физико-химический процессов. Она характеризует количество микросостояний в макросистеме. И является мерой неупорядоченности вещества.

Самопроизвольные процессы – Процессы протекают без подвода энергии от внешнего источника (Падение камня с высоты, течение воды под уклон и др.)

Второй закон термодинамики для изолированных систем – В изолированных системах самопроизвольно протекают процессы с увеличением энтропии.

Факторы, от которых зависит энтропия (S) – При фазовых переходах наблюдается значительное изменение энтропии (фазовый скачек), особенно при переходе от жидкого к газообразному состоянию. Таким образом, максимальное значение энтропии имеют газы.

Кроме того, энтропия зависит от природы вещества (чем сложнее строение вещества, тем выше значение энтропии).

Третий закон термодинамики (постулат Планка) – При абсолютном нуле

(-273°С) энтропия идеального кристалла = 0.

Вычисление изменения энтропии (ΔS) в химических реакциях – Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (ΔS) (энтропия реакции) = сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

5. Энергия Гиббса - критерий самопроизвольного протекания физико-химических процессов. Вычисление энергии Гиббса химических реакций для стандартных и нестандартных состояний исходных веществ и продуктов реакции. Изменение энергии Гиббса с температурой.

Энергия Гиббса - критерий самопроизвольного протекания физико-химических процессов – Для изобарно-изотермический процессов энтальпийный и энтропийный факторы объединяет функция, называемая энергией Гиббса процесса (ΔG), равная:

ΔG = ΔН – Т ΔS,

ΔН = ΔG + Т ΔS

Энергия Гиббса – это часть энергетического эффекта химической реакции, которую можно превратить в работу: - ΔG = W_p ^max

Поскольку энергию Гиббса можно превратить в работу, то ее также называют свободной энергией.

Вычисление энергии Гиббса химических реакций для стандартных и нестандартных состояний исходных веществ и продуктов реакции – Энергию Гиббса химической реакции ΔG можно рассчитать как сумму энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Полученное значение ΔG является критерием самопроизвольного течения реакции (ΔG < 0). Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартных состояниях, то энергия Гиббса называется стандартной энергией Гиббса.

Изменение энергии Гиббса с температурой –

5. Химическое равновесие. Термодинамическое условие химического равновесия. Равновесные парциальные давления и концентрации. Константа равновесия (К_с, К_р). Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорость прямой реакции = скорости обратной реакции.

Понятие химическое равновесие применимо только для обратимых реакций.

Термодинамическое условие химического равновесия:

До достижения химических реакций системы проходят следующие стадии:

А концентрация всех реагентов в системах не меняются.

С называются равновесными.

аА+вВ == сС+dD

υ_пр = К₁*[А]^а * [B]^в

υ_обр = К₂*[С]^с * [D]^d

К₁*[А]^а * [B]^в = К₂*[С]^с * [D]^d

К₁/ К₂ = K_c= [С]^с * [D]^d / [А]^а * [B]^в

К химического равновесия, есть величина постоянная и = отношению произведения концентрации продуктов к произведению концентрации исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Равновесные парциальные давления и концентрации – в условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ.

Константа равновесия (К_с, К_р) – отношения или

Получили названия констант химического равновесия соответственно К_с или К_р:

Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = const, является величиной постоянной.

Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных реакций:

Закон действующих масс для гомогенных систем: Системы, в которых все вещества находятся в одном агрегатном состоянии.

аА + вВ = сС

υ_х.р. = К*[А]^а * [B]^в

Закон действующих масс для гетерогенных систем: Система, включающая хотя бы один реагент, находящийся в другой фазе.

Смещение химического равновесия: Для смещения химического равновесия используют принципы Ле-Шателье.

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия подействует из вне, изменив давление, температуру или концентрацию реагента веществ, то равновесие сместится таким образом, чтобы комплекс внешне воздействовал.

Т Эндотермическая

Т Экзотермическая

Р V

P V

Давление может повлиять только на системы, которые в ходе реакции меняют объем газа.

С_i Расход

С_i Синтез

3H_2(г) + N_2(k) = 2NH₃ ; ΔН < 0

4V 2V

T 

P 

[N₂] 

[NH₃] 

Катализатор не смещает химического равновесия т.к. ускоряет обе реакции и прямую и обратную, он лишь способствует более быстрому достижению состояния равновесия.

Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Принцип Ле-Шателье следует из закона действующих масс. Если система находится при постоянной температуре, то константа равновесия при внешних воздействиях остается постоянной. Поэтому любое изменение равновесных концентраций (парциальных давлений) одного или нескольких веществ должно приводить к такому изменению равновесных концентраций (парциальных давлений) других веществ, чтобы соблюдать постоянство константы равновесия.

При повышении температуры гетерогенное химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

При повышении давления или концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

При повышении концентрации или давления продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции.

При повышении общего давления равновесие сдвигается в направлении уменьшения числа молекул газообразных веществ.

Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия.